離子反應復習

唐占東

【摘 要】離子反應為中學化學的重要知識點和考試熱點，要求學生掌握運用，離子反應檢測的常見形式是：離子方程式正誤的判斷，離子在設定條件下能否大量共存于同一溶液中。

【關鍵詞】離子反應；離子方程式書寫要點；離子共存規律

【中圖分類號】G632.41 【文獻標識碼】A

【文章編號】2095-3089（2019）02-0285-02

離子反應為中學化學的重要知識點，要求學生掌握運用，現將離子反應的概念及常見檢測形式和規律加以總結，供廣大考生參考。

一、離子反應

1.電離：

電解質在水溶液里或熔融狀態下，離解成自由離子的過程叫電離。強電解質完全電離，用“=”表示，如：NaHSO 4=Na ++H ++SO2- 4弱電解質部分電離，用“” 表示，如CH 3COOHCH 3COO -+H -，而多元弱酸的電離是分步進行的，如：H 2CO 3HCO - 3 -+H +，HCO3-CO2- 3+H + ，而多元弱堿的電離一步寫出，如Fe（OH） 3Fe3++3OH -。

2.離子反應。

①本質：是某種或某些離子濃度的降低。概念：溶液中離子之間，以及離子與原子或分子之間發生的反應稱為離子反應。②離子反應的發生條件：生成沉淀；生成弱電解質；生成氣體（揮發性物質）；發生氧化還原反應（如原電池、電解池中的離子反應）。其它條件還應注意有少數離子可形成絡合離子的情況。如Fe3+和SCN -、C 6H 5O -，發生絡合反應。

二、離子方程式的書寫要點

1.書寫步驟。

寫：書寫完全正確的化學方程式；改：將能拆的化學式（強酸、強堿、可溶性鹽）拆為離子符號；刪：將未參加離子反應的離子從兩邊刪掉（等個數），整理（系數應為最簡整數比）；查： ①質量守恒；②電荷守恒； ③注明“↑”“↓”等符號；④若反應為氧化還反應時，氧化劑與還原劑得失電子數應相等。

2.書寫相關知識。

⑴完全電離的酸是指：HCl、H 2SO 4、HNO 3、HI、HBr、HClO 4等強酸；而弱酸（H 2SO 3、H 3PO 4、H 2CO 3、H 2S、HF、HClO、CH 3COOH、H 2SiO 3）則不能拆。⑵完全電離的堿是指：NaOH、KOH、Ca（OH） 2、Ba（OH） 2等強堿； 而 NH 3·H 2O及Cu（OH） 2、Fe（OH） 3等難溶性弱堿則不能拆。⑶鹽的溶解性規律：鉀鹽、鈉鹽、銨鹽、硝酸鹽，二元酸的酸式鹽 、磷酸的二氫鹽均易溶。碳酸鹽、磷酸鹽、硅酸鹽的正鹽中只有鉀鹽、鈉鹽、銨鹽溶；氯化物中只有氯化銀不溶；硫酸鹽中只有PbSO 4 、BaSO 4不溶，但CaSO 4、Ag 2SO 4為微溶。⑷特殊情況處理：微溶物：作反應物時，為溶液時要拆成離子，作產物時不能拆成離子要寫化學式。酸式酸根離子只有HSO - 4必須拆，而HS -、HCO - 3、HSO - 3、HPO2- 4、H 2PO - 4則不能拆，濃硫酸作反應物時，不能拆，而濃鹽酸、濃硝酸則必須拆。⑸凡單質、氧化物、氣體、難溶固體、弱酸、弱堿、水等難電離的及非電解質均不能拆。

三、離子共存規律

凡兩離子間要發生離子反應（結合生成氣體、難溶固體、弱酸、弱堿、水等難電離物質），或發生氧化還原反應、雙水解反應、絡合反應，相應的離子不能共存；反之，則可共存。

⑴與H +不能共存：（即酸性溶液、PH<7、石蕊變紅）

OH -、CO2- 3、SO2- 3、SiO2- 3、S 2-、CH 3COO -、F -、ClO -、AlO - 2、S 2O2- 3、HCO - 3、HSO - 3、

HS -、HPO2- 4、H 2PO - 4。

⑵ 與OH -不能共存：（即堿性溶液、PH>7、 酚酞變紅）

H +、NH + 4、Mg2+、Fe2+、Fe3+、Al3+、Cu2+等， HSO - 3、HS -、HPO2- 4、H 2PO - 4等。

⑶ 與金屬陽離子與酸根離子：

Ag +、Ca2+、Ba2+、Pb2+與 CO2- 3、SO2- 4、PO3- 4、SO2- 3、SiO2- 3；Ag +與Cl -、Br -、I -；

⑷ 發生氧化還原反應：

Fe3+與I -、S2-、HS -；MnO - 4（H +）、NO - 3（H +）、ClO -與Fe2+、I -、S2-、HS -、SO2- 3、HSO - 3等。

⑸ 發生絡合反應：如Fe3+與SCN -

說明：注意題目要求離子共存的限定條件：

①溶液的顏色：

若為無色，需排除Cu2+（藍）、Fe3+（黃）、Fe2+（淺綠）、MnO - 4（紫）、Fe[（SCN）] 2+（紅）、*Fe[（C 6H 5O） 6]3-（紫）。

②溶液的酸堿性：a.酸性溶液（限定pH<7或給定指示劑顏色）；b.堿性溶液（限定pH>7或給定指示劑顏色）。c.酸性或堿性溶液（加入鋁片后放出H 2的溶液，水電離的H +或者OH -是多少，既可能是強酸性又可能是強堿性，即要求與H +或OH -不能共存的離子均不能存在）。

③其它限定條件：如“因發生氧化還原反應而不能大量共存”等限制。

四、離子方程式的正誤判斷

1.電荷是否守恒。在離子方程式中，兩邊的電荷數必須守恒。

如FeCl 2與Cl 2反應需寫成能寫，2Fe2++Cl 2=2Fe3++2Cl -

2.拆分是否恰當。在離子方程式中，強酸、強堿和易溶于水的鹽拆分成離子形式；難溶物、難電離物質、易揮發物質、單質、氧化物、非電解質等均不能拆分，要寫成化學式，如HCO - 3 不能寫成CO2- 3+H +；而HSO - 4通常寫成H ++S2- 4

3.看離子方程式是否符合客觀事實，不可主觀臆造產物及反應。

如Fe發生置換反應只生成Fe2+亞鐵離子，HNO 3 溶液與金屬反應沒有 H 2生成。

4.元素原子是否守恒。

反應前后各種元素的原子個數應該相等。2Na+2H 2O=Na ++OH -+H 2 ↑

5.氧化還原反應是否遵守得失電子守恒原理 如Fe3++Cu=Fe2++Cu2+

6.是否漏掉離子反應。Ba（OH） 2溶液與CuSO 4溶液反應，既要寫Ba2+與SO2- 4的離子反應，又要寫Cu2+與OH -的離子反應。

7.判斷各種符號是否正確“”、“”、“↑”、“” 及離子符號寫成價態符號等。

8.是否符合題設條件，如過量問題 題設條件往往有“過量”、“少量”、“適量”、“任意量”、“滴加順序”等，解題時要特別留心。如：Ca（OH） 2溶液、Ba（OH） 2溶液、KOH溶液、NaOH溶液等堿溶液與CO 2、SO 2等酸性氧化物反應時；若酸性氧化物用量不同則離子方程式不同。